Подгрупа халогени се състои от елементите флуор, хлор, бром и йод.
Електронните конфигурации на външния валентен слой на халогените са съответно тези на флуор, хлор, бром и йод). Такива електронни конфигурации определят типичните окислителни свойства на халогените - всички халогени имат способността да получават електрони, въпреки че при преминаване към йод окислителната способност на халогените е отслабена.
При обикновени условия халогените съществуват под формата на прости вещества, състоящи се от двуатомни молекули от типа с ковалентни връзки. Физичните свойства на халогените се различават значително: например при нормални условия флуорът е газ, който трудно се втечнява, хлорът също е газ, но лесно се втечнява, бромът е течност, йодът е твърдо вещество.
Химични свойства на халогените.
За разлика от всички други халогени, флуорът във всички негови съединения проявява само едно състояние на окисление, 1-, и не проявява променлива валентност. За други халогени най-характерното състояние на окисление също е 1-, но поради наличието на свободни -орбитали на външното ниво, те могат да проявяват и други странни състояния на окисление от до поради частично или пълно сдвояване на валентни електрони.
Най-голяма активност има флуорът. Повечето метали, дори при стайна температура, се запалват в атмосферата, освобождавайки голямо количество топлина, например:
Без нагряване флуорът реагира и с много неметали (водород - виж по-горе), като същевременно отделя голямо количество топлина:
При нагряване флуорът окислява всички други халогени по следната схема:
където , и в съединенията степени на окисление на хлор, бром и йод са равни.
И накрая, когато е облъчен, флуорът реагира дори с инертни газове:
Взаимодействието на флуора със сложни вещества също протича много енергично. И така, той окислява водата и реакцията е експлозивна:
Свободният хлор също е много реактивен, въпреки че неговата активност е по-малка от тази на флуора. Той реагира директно с всички прости вещества, с изключение на кислород, азот и благородни газове, например:
За тези реакции, както и за всички други, много важни са условията за възникването им. Така при стайна температура хлорът не реагира с водорода; при нагряване тази реакция протича, но се оказва силно обратима, а при мощно облъчване протича необратимо (с експлозия) по верижен механизъм.
Хлорът реагира с много сложни вещества, например заместване и добавяне с въглеводороди:
Хлорът е способен на при нагряване изместете брома или йода от техните съединения с водород или метали:
и също така реагира обратимо с вода:
Хлорът, разтваряйки се във вода и частично реагирайки с нея, както е показано по-горе, образува равновесна смес от вещества, наречена хлорна вода.
Обърнете внимание също, че хлорът от лявата страна на последното уравнение има степен на окисление 0. В резултат на реакцията степента на окисление на някои хлорни атоми стана 1- (в), за други (в хипохлорна киселина). Тази реакция е пример за реакция на самоокисление-самонамаляване или диспропорциониране.
Нека си припомним, че хлорът може да реагира (диспропорционира) с алкали по същия начин (вижте раздела „Основи“ в § 8).
Химическата активност на брома е по-малка от флуора и хлора, но все още е доста висока поради факта, че бромът обикновено се използва в течно състояние и следователно първоначалните му концентрации, при равни други условия, са по-големи от тези на хлора. Като "по-мек" реагент, бромът се използва широко в органичната химия.
Обърнете внимание, че бромът, подобно на хлора, се разтваря във вода и, частично реагирайки с него, образува така наречената „бромна вода“, докато йодът е практически неразтворим във вода и не е в състояние да го окисли дори при нагряване; поради тази причина няма „йодна вода“.
Производство на халогени.
Най-разпространеният технологичен метод за получаване на флуор и хлор е електролизата на разтопени соли (виж § 7). Бромът и йодът в промишлеността обикновено се получават химически.
В лабораторията хлорът се произвежда чрез действието на различни окислители върху солна киселина, например:
Окисляването се извършва още по-ефективно с калиев перманганат - вижте раздела "Киселини" в § 8.
Халогеноводороди и халогеноводородни киселини.
Всички водородни халиди са газообразни при нормални условия. Химическата връзка, осъществявана в техните молекули, е полярна ковалентна и полярността на връзката намалява в серията. Силата на свързване също намалява в тази серия. Поради своята полярност всички халогеноводороди, за разлика от халогените, са силно разтворими във вода. И така, при стайна температура в 1 обем вода можете да разтворите около 400 обема обеми и около 400 обема вода
Когато халогеноводородите се разтварят във вода, те се дисоциират на йони и се образуват разтвори на съответните халогеноводороди. Освен това, при разтваряне HCI се дисоциира почти напълно, така че получените киселини се считат за силни. Обратно, флуороводородна киселина е слаба. Това се обяснява с асоциирането на HF молекули поради възникването на водородни връзки между тях. Така силата на киселините намалява от HI до HF.
Тъй като отрицателните йони на халогеноводородните киселини могат да проявяват само редуциращи свойства, когато тези киселини взаимодействат с метали, окисляването на последните може да се случи само поради йони. Следователно киселините реагират само с метали, които са в серията на напрежение вляво от водорода.
Всички метални халогениди, с изключение на солите на Ag и Pb, са силно разтворими във вода. Ниската разтворимост на сребърните халиди позволява използването на обменна реакция като
като качествен за откриване на съответните йони. В резултат на реакцията AgCl се утаява като бяла утайка, AgBr - жълтеникаво-бяла, Agl - ярко жълта.
За разлика от други халогеноводородни киселини, флуороводородна киселина реагира със силициев (IV) оксид:
Тъй като силициевият оксид е част от стъклото, флуороводородна киселина корозира стъклото и затова в лабораториите се съхранява в контейнери от полиетилен или тефлон.
Всички халогени, с изключение на флуора, могат да образуват съединения, в които имат положителна степен на окисление. Най-важните от тези съединения са кислородсъдържащите киселини от халогенния тип и съответните им соли и анхидриди.
включват флуор, хлор, бром, йод и астат.Те образуват група VIIA на периодичната таблица на химичните елементи.Химични елементи - халогени и простите, образувани от тях
вещества
Външният електронен слой на халогенните атоми съдържа 7 електрона.
Флуорът има най-малкия атомен радиус сред всички халогени, така че има най-високата (дори сред всички химични елементи) относителна електроотрицателност. Поради тази причина няма вещества, в които флуорът да има положителна степен на окисление, да не говорим за най-високата степен на окисление, съответстваща на номера на групата (+7). За флуора са възможни само нива на окисление –1 и 0, останалите халогени в комбинация с повече електроотрицателен кислород могат да образуват вещества, в които степента на окисление на техните атоми е положителна. Така Cl, Br, I се характеризират със степени на окисление -1, 0, +1, +3, +5, +7.
Съдържанието на халогени в земната кора намалява от флуор до астат. Освен това, ако флуорът, бромът и йодът могат да бъдат класифицирани като общи химични елементи, тогава съдържанието на астат в земната кора е изключително ниско. Халогените се намират в много минерали. Изключение е астатът. Астатът е открит в продуктите на радиоактивния разпад на урана.
Халогенните соли (халогениди) са част от морската вода.
Халогени - елементи от VII група - флуор, хлор, бром, йод, астат (астатът е малко проучен поради неговата радиоактивност). Халогените са отделни неметали. Само йодът в редки случаи проявява някои свойства, подобни на металите.
В невъзбудено състояние халогенните атоми имат обща електронна конфигурация: ns2np5. Това означава, че халогените имат 7 валентни електрона, с изключение на флуора.
Физични свойства на халогените: F2 – безцветен, трудно втечняващ се газ; Cl2 е жълто-зелен, лесно втечняващ се газ с остър задушлив мирис; Br2 – червено-кафява течност; I2 е виолетово кристално вещество.
Водните разтвори на халогеноводородите образуват киселини. HF – флуороводород (флуорид); HCl – солна (сол); НBr— бромоводород; HI – йодоводород. Силата на киселините намалява отгоре надолу. Флуороводородната киселина е най-слабата в серията халогенирани киселини, а йодоводородната киселина е най-силната. Това се обяснява с факта, че енергията на свързване на Hg намалява отгоре. Силата на NG молекулата намалява в същата посока, което е свързано с увеличаване на междуядреното разстояние. Разтворимостта на слабо разтворимите соли във вода също намалява:
Отляво надясно разтворимостта на халогенидите намалява. AgF е силно разтворим във вода. Всички халогени в свободно състояние - окислители . Силата им като окислители намалява от флуор към йод. В кристално, течно и газообразно състояние всички халогени съществуват под формата на отделни молекули. Атомните радиуси се увеличават в същата посока, което води до повишаване на точките на топене и кипене. Флуорът се разпада на атоми по-добре от йода. Електродните потенциали намаляват при движение надолу по халогенната подгрупа. Флуорът има най-висок електроден потенциал. Флуорът е най-силният окислител . Всеки по-висок свободен халоген ще измести по-ниския, който е в състояние на отрицателен еднократно зареден йон в разтвор.
Химични свойства на халогените
1. Взаимодействие с ксенон. Флуорът има най-голяма химическа активност, той е силен окислител, който реагира дори с инертни газове:
2F 2 + Xe = XeF 4.
2. Взаимодействие с метали. Всички халогени реагират с почти всички прости вещества; реакцията с металите протича най-силно. При нагряване флуорът реагира с всички метали, включително злато и платина; когато е студен, той реагира с алкални метали, олово и желязо. Хлорът, бромът и йодът реагират с алкални метали при нормални условия и с мед, желязо и калай при нагряване. В резултат на взаимодействието се образуват халогениди, които са соли:
2M + nHal 2 = 2MHal n.
3. Взаимодействие с водород. При нормални условия флуорът реагира експлозивно с водорода на тъмно, реакцията с хлор протича на светлина, бромът и йодът реагират само при нагряване, а реакцията с йод е обратима.
H 2 + Hal 2 = 2HHal.
Халогените проявяват окислителни свойства в тази реакция.
4. Взаимодействие с неметали. Халогените не взаимодействат директно с кислорода и азота, те реагират със сяра, фосфор, силиций, като проявяват окислителни свойства на брома и йода, отколкото на флуора и хлора:
2P + 3Cl2 = 2PCl3;
Si + 2F 2 = SiF 4.
5. Взаимодействие с вода. Халогените реагират с много сложни вещества. Флуорът и другите халогени реагират по различен начин с водата:
F2 + H2O = 2HF + O или
3F2 + 3H2O = OF2 + 4HF + H2O2;
Hal + H 2 O = HHal + HHalO.
Тази реакция е реакция на диспропорциониране, при която халогенът е едновременно окислител и редуциращ агент.
6. Взаимодействие с алкали. Освен това халогените са непропорционални в алкални разтвори:
Cl2 + KOH = KClO + KCl (студено);
3Cl2 + 6KOH = KClO3 + 5KCl + 3H 2 O (при нагряване).
Хипобромидният йон съществува само при температури под 0 °C; хипойодитният йон не съществува в разтвори.
7. Взаимодействие със сероводород. Халогените са способни да отстраняват водорода от други вещества:
H2S + Br2 = S + 2HBr.
8. Реакция на заместване на водород в наситени въглеводороди:
CH4 + Cl2 = CH3Cl + HCl.
9. Реакция на присъединяване към ненаситени въглеводороди:
C 2 H 4 + Cl 2 = C 2 H 4 Cl 2.
10. Взаимно заместване на халогени. Реактивността на халогените намалява при преминаване от флуор към йод, така че предишният елемент измества следващия от халогеноводородни киселини и техните соли:
2KI + Br 2 = 2KBr + I 2;
2HBr + Cl 2 = 2HCl + Br 2.
ХЛОР
История на откритията:
Хлорът е получен за първи път през 1772 г. от Шееле, който описва освобождаването му по време на взаимодействието на пиролузит със солна киселина в своя трактат за пиролузит:
4HCl + MnO2 = Cl2 + MnCl2 + 2H2O
Шееле отбелязва миризмата на хлор, подобна на тази на царската вода, способността му да реагира със злато и цинобър и избелващите му свойства. Въпреки това, Шееле, в съответствие с теорията за флогистона, която беше доминираща в химията по това време, предположи, че хлорът е дефлогистицирана солна киселина, тоест оксидът на солната киселина.
Бертоле и Лавоазие предполагат, че хлорът е оксид на елемента мурия, но опитите за изолирането му остават неуспешни до работата на Дейви, който успява да разложи готварската сол на натрий и хлор чрез електролиза.
Името на елемента идва от гръцки clwroz- "зелено".
Да бъдеш сред природата, получаваш:
Естественият хлор е смес от два изотопа 35 Cl и 37 Cl. В земната кора хлорът е най-често срещаният халоген. Тъй като хлорът е много активен, в природата той се среща само под формата на съединения в минералите: халит NaCl, силвит KCl, силвинит KCl NaCl, бишофит MgCl 2 6H 2 O, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, каинит KCl MgSO 4 · 3H 2 O. Най-големите запаси от хлор се съдържат в солите на водите на моретата и океаните.
В индустриален мащаб хлорът се произвежда заедно с натриев хидроксид и водород чрез електролиза на разтвор на готварска сол:
2NaCl + 2H 2 O => H 2 + Cl 2 + 2NaOH
За възстановяване на хлор от хлороводород, който е страничен продукт по време на промишленото хлориране на органични съединения, се използва процесът Deacon (каталитично окисляване на хлороводород с атмосферен кислород):
4HCl + O 2 = 2H 2 O + 2Cl 2
Процесите, които обикновено се използват в лабораториите, се основават на окисляването на хлороводород със силни окислители (например манганов (IV) оксид, калиев перманганат, калиев дихромат):
2KMnO 4 + 16HCl = 5Cl 2 + 2MnCl 2 + 2KCl +8H 2 O
K 2 Cr 2 O 7 + 14HCl = 3Cl 2 + 2CrCl 3 + 2KCl + 7H 2 O
Физични свойства:
При нормални условия хлорът е жълто-зелен газ със задушлива миризма. Хлорът е забележимо разтворим във вода ("хлорна вода"). При 20°C 2,3 обема хлор се разтварят в един обем вода. Точка на кипене = -34°C; точка на топене = -101°C, плътност (газ, n.s.) = 3.214 g/l.
Химични свойства
Външното електронно ниво на хлорния атом съдържа 7 електрона (s 2 p 5), така че лесно добавя електрон, образувайки Cl - анион. Поради наличието на незапълнено d-ниво, 1, 3, 5 и 7 несдвоени електрони могат да се появят в хлорния атом, следователно в кислородсъдържащи съединения той може да има степен на окисление +1, +3, +5 и + 7.
При липса на влага хлорът е доста инертен, но при наличие дори на следи от влага активността му рязко нараства. Взаимодейства добре с метали:
2 Fe + 3 Cl 2 = 2 FeCl 3 (железен (III) хлорид);
Cu + Cl 2 = CuCl 2 (меден (II) хлорид)
и много неметали:
H2 + Cl2 = 2 HCl (хлороводород);
2 S + Cl 2 = S 2 Cl 2 (серен хлорид (1));
Si + 2 Cl 2 = SiCl 4 (силициев хлорид (IV));
2 P + 5 Cl 2 = 2 PCl 5 (фосфорен (V) хлорид).
Хлорът не взаимодейства директно с кислорода, въглерода и азота.
Когато хлорът се разтваря във вода, се образуват 2 киселини: солна или солна и хипохлорна:
Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO.
Когато хлорът реагира със студени алкални разтвори, се образуват съответните соли на тези киселини:
Cl 2 + 2 NaOH = NaCl + NaClO + H 2 O.
Получените разтвори се наричат вода Javel, която, подобно на хлорната вода, има силни окислителни свойства поради наличието на йон ClO - и се използва за избелване на тъкани и хартия. С горещи разтвори на основи хлорът образува съответните соли на солна и перхлорна киселина:
3 Cl 2 + 6 NaOH = 5 NaCl + NaClO 3 + 3 H 2 O;
3 Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O.
Полученият калиев хлорат се нарича бертолетова сол.
При нагряване хлорът лесно взаимодейства с много органични вещества. В наситени и ароматни въглеводороди той замества водорода, образувайки органохлорно съединение и хлороводород и се свързва с ненаситени въглеводороди на мястото на двойна или тройна връзка.
При много високи температури хлорът напълно премахва водорода от въглерода. Това произвежда хлороводород и сажди. Следователно високотемпературното хлориране на въглеводороди винаги е придружено от образуване на сажди.
Хлорът е силен окислител, поради което лесно взаимодейства със сложни вещества, които съдържат елементи, които могат да бъдат окислени до състояние на по-висока валентност:
2 FeCl 2 + Cl 2 = 2 FeCl 3;
H 2 SO 3 + Cl 2 + H 2 O = H 2 SO 4 + 2 HCl.
Най-важните връзки:
Хлороводород HCl- безцветен газ, който дими във въздуха поради образуването на капчици мъгла с водни пари. Има остра миризма и силно дразни дихателните пътища. Съдържа се във вулканични газове и води, в стомашния сок. Химичните свойства зависят от това в какво състояние се намира (може да бъде в газообразно, течно или разтворено състояние). Разтворът на HCl се нарича солна киселина. Тя е силна киселина и измества по-слабите киселини от техните соли. соли - хлориди- твърди кристални вещества с високи точки на топене.
Ковалентни хлориди- съединения на хлора с неметали, газове, течности или топими твърди вещества, които имат характерни киселинни свойства, обикновено лесно се хидролизират от вода до образуване на солна киселина:
PCl5 + 4H2O = H3PO4 + 5HCl
Хлорен (I) оксид Cl 2 O., газ с кафяво-жълт цвят с остра миризма. Засяга дихателните органи. Лесно се разтваря във вода, образувайки хипохлорна киселина.
Хипохлорна киселина HClO. Съществува само в разтвори. Това е слаба и нестабилна киселина. Лесно се разлага на солна киселина и кислород. Силен окислител. Образува се при разтваряне на хлор във вода. соли - хипохлорити, ниска стабилност (NaClO*H 2 O се разлага експлозивно при 70 °C), силни окислители. Широко използван за избелване и дезинфекция избелващ прах, смесена сол Ca(Cl)OCl
Хлориста киселина HClO 2, в свободна форма е нестабилен, дори в разреден воден разтвор бързо се разлага. Киселина със средна сила, соли - хлорити, като правило, са безцветни и силно разтворими във вода. За разлика от хипохлоритите, хлоритите проявяват изразени окислителни свойства само в кисела среда. Най-голямото приложение (за избелване на тъкани и хартиена маса) е натриевият хлорит NaClO 2.
Хлорен (IV) оксид ClO 2, е зеленикаво-жълт газ с неприятна (остра) миризма, ...
Хлорна киселина, HClO 3 - в свободната си форма е нестабилен: диспропорционира се на ClO 2 и HClO 4. соли - хлорати; От тях най-важни са натриевият, калиевият, калциевият и магнезиевият хлорати. Те са силни окислители и са експлозивни, когато се смесят с редуциращи агенти. калиев хлорат ( Бертолетова сол) - KClO 3, се използва за производство на кислород в лабораторията, но поради високата му опасност вече не се използва. Разтворите на калиев хлорат се използват като слаб антисептик и външна лекарствена гаргара.
Перхлорна киселина HClO 4, във водни разтвори перхлорната киселина е най-стабилната от всички кислородсъдържащи хлорни киселини. Безводната перхлорна киселина, която се получава с помощта на концентрирана сярна киселина от 72% HClO4, не е много стабилна. Това е най-силната монопротонова киселина (във воден разтвор). соли - перхлорати, се използват като окислители (ракетни двигатели с твърдо гориво).
Приложение:
Хлорът се използва в много индустрии, наука и битови нужди:
- При производството на поливинилхлорид, пластмаси, синтетичен каучук;
- За избелване на тъкани и хартия;
- Производство на хлорорганични инсектициди - вещества, които убиват насекоми, вредни за културите, но са безопасни за растенията;
- За дезинфекция на вода – “хлориране”;
- Регистрирана в хранително-вкусовата промишленост като хранителна добавка Е925;
- В химическото производство на солна киселина, белина, бертолетова сол, метални хлориди, отрови, лекарства, торове;
- В металургията за производство на чисти метали: титан, калай, тантал, ниобий.
Биологична роля и токсичност:
Хлорът е един от най-важните биогенни елементи и е част от всички живи организми. При животните и хората хлорните йони участват в поддържането на осмотичния баланс; хлорният йон има оптимален радиус за проникване през клетъчната мембрана. Хлорните йони са жизненоважни за растенията, участват в енергийния метаболизъм в растенията, активирайки окислителното фосфорилиране.
Хлорът под формата на просто вещество е отровен, ако попадне в белите дробове, причинява изгаряния на белодробната тъкан и задушаване. Има дразнещ ефект върху дихателните пътища при концентрация във въздуха около 0,006 mg/l (т.е. два пъти над прага за усещане на миризмата на хлор). Хлорът е един от първите химически агенти, използвани от Германия през Първата световна война.
УПРАЖНЕНИЯ
1. В съд има смес от водород и хлор. Как ще се промени налягането в съда, когато през сместа премине електрическа искра?
Решение:
Когато премине искра, газовете реагират съгласно уравнението:
Н2 + С12 = 2НС1.
В резултат на тази реакция общият брой на молекулите в газовата фаза не се променя, така че налягането в съда също остава непроменено.
2. Газът, освободен при действието на 2,0 g цинк на 18,7 ml 14,6% солна киселина (плътност на разтвора 1,07 g/ml), се пропуска при нагряване над 4,0 g меден (II) оксид. Каква е масата на получената твърда смес?
Решение:
Когато цинкът реагира със солна киселина, се отделя водород:
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H 2,
който при нагряване редуцира медния (II) оксид до мед:
CuO + H 2 = Cu + H 2 O.
Нека намерим количествата вещества в първата реакция: m(разтвор на HCl) = 18,7. 1,07 = 20,0 g (HCl) = 20,0. 0,146 = 2,92 g. v(HCl) = 2,92/36,5 = 0,08 mol. v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Цинкът е в недостиг, така че количеството отделен водород е: v(H 2) = v(Zn) = 0,031 mol.
Във втората реакция водородът е в недостиг, тъй като v(CuO) = 4,0/80 = 0,05 mol. В резултат на реакцията 0,031 mol CuO ще се превърнат в 0,031 mol Cu, а загубата на маса ще бъде:
m(СuО) - m(Сu) = 0,031. 80 - 0,031. 64 = 0,50 g.
Масата на твърдата смес от CuO и Cu след преминаване на водород ще бъде 4,0-0,5 = 3,5 g.
Отговор. 3,5 гр.
__________________________________________________________________
3. Напишете уравненията за реакциите, които могат да възникнат, когато концентрираната сярна киселина действа върху всички твърди калиеви халиди. Възможни ли са тези реакции във воден разтвор?
Решение:
Когато концентрираната сярна киселина действа върху калиев флуорид и хлорид при нагряване, съответно се отделят флуороводород и хлороводород:
KF + H 2 SO 4 (конц.) = HF + KHSO 4,
KCl + H 2 SO 4 (конц.) = HCl + KHSO 4.
Бромоводородът и йодоводородът са силни редуциращи агенти и лесно се окисляват със сярна киселина до свободни халогени, докато HBr редуцира сярната киселина до SO 2 и HI (като по-силен редуциращ агент) до H 2 S:
2KBr + 2H 2 SO 4 (конц.) = Br 2 + SO 2 + K 2 SO 4 + 2H 2 O,
8KI + 5H 2 SO 4 (конц.) = 4I 2 + H 2 S + 4K 2 SO 4 + 4H 2 O.
Във воден разтвор сярната киселина вече не е силен окислител. Освен това всички халогеноводородни киселини са силни (с изключение на флуороводородна киселина) и сярната киселина не може да ги измести от солите. Във воден разтвор единствената възможна реакция на обмен е:
2КF + H 2 SO 4 = 2НF + K 2 SO 4.
Признак за реакция е образуването на слабо дисоциирано вещество (слаба флуороводородна киселина).
__________________________________________________________________
4. Напишете уравнения за следните реакции:
1) FeSO 4 + KClO 3 + H 2 SO 4 → ...
2) FeSO 4 + KClO 3 + KOH → ...
3) I 2 + Ba(OH) 2 → …
4) KBr + KVrO 3 + H 2 SO 4 → ...
Решение:
1) ClO 3 - - силен окислител, редуциран до Cl -; Fe 2+ е редуциращ агент, окислява се до Fe 3+ (Fe 2 (SO 4) 3):
6FeSO 4 + KClO 3 + 3H 2 SO 4 = 3Fe 2 (SO 4) 3 + KCl + 3H 2 O.
2) ClO 3 - - окислител, редуциран до Cl -, Fe 2+ - редуциращ агент, окислен до Fe 3+ (Fe (OH) 3):
6FeSO 4 + KClO 3 + 12KOH + 3H 2 O = 6Fe(OH) 3 ↓ + KCl + 6K 2 SO 4.
3) Както всички халогени (с изключение на флуора), йодът в алкална среда диспропорционира:
6I 2 + 6Ba(OH) 2 = 5BaI 2 + Ba(IO 3) 2 + 6H 2 O.
4) Бромидният йон е силен редуциращ агент и се окислява от броматния йон в кисела среда до бром:
5КВr + КВrО 3 + 3Н 2 SO 4 = 3Вr 2 + 3К 2 SO 4 + 3Н 2 О.
Тази реакция е обратната на реакцията на диспропорциониране на халогени в алкална среда.
__________________________________________________________________
5. След нагряване на 22,12 g калиев перманганат се образуват 21,16 g твърда смес. Какъв е максималният обем хлор (бр.), който може да се получи чрез третиране на получената смес с 36,5% солна киселина (плътност 1,18 g/ml). Колко киселина се консумира?
Решение:
При нагряване калиевият перманганат се разлага:
0,06 |
0,03 |
0,03 |
0,03 |
|||
2KMnO 4 |
K2MnO4 |
MnO2 |
Масата на сместа намалява поради отделения кислород: v(O 2) = m/ M = (22.12-21.16) / 32 = 0.03 mol. В резултат на реакцията също се образуват 0,03 mol K 2 MnO 4 и 0,03 mol MnO 2 и се изразходват 0,06 mol KMnO 4 . Не целият калиев перманганат се е разложил. След реакцията той остава в сместа в количество v(KMnO 4) = 22.12/158 - 0.06 = 0.08 mol.
И трите вещества в крайната смес (KMnO 4, K 2 MnO 4, MnO 2) са силни окислители и при нагряване окисляват солната киселина до хлор:
0,08 |
0,64 |
|||||||||
2KMnO 4 |
16HCl |
5Cl 2 |
2KCl |
2MnCl2 |
8H2O |
0,03 |
0,24 |
0,06 |
||||||||
K2MnO4 |
8HCl |
2Cl 2 |
2KCl |
MnCl2 |
4H2O |
0,03 |
0,12 |
0,03 |
||||||
MnO2 |
4HCl |
Cl2 |
MnCl2 |
2H2O |
Общото количество хлор, отделено в тези три реакции, е: v(Cl 2) = (0,08,5/2) + (0,03,2) + 0,03 = 0,29 mol, а обемът е V (Cl 2) = 0,29. 22,4 = 6,50 л.
Количеството консумиран хлороводород е равно на: v(HCl) = (0,08,16/2) + (0,03,8) + (0,03,4) = 0,96 mol,
m(HCl) = v. М = 0,96. 36,5 = 35,04 g,
m(разтвор на HCl) = m(HCl)/ω(HCl) = 35,04/0,365 = 96,0 g,
V(разтвор на HCl) = t/ρ= 96,0/1,18 = 81,4 ml.
Отговор. V(Cl 2) = 6,50 l, V(разтвор на HCl) = 81,4 ml.
________________________________________________________________
ЗАДАЧИ ЗА САМОСТОЯТЕЛНО РЕШАВАНЕ
1. Кой халоген е най-активен и кой най-малко активен окислител.
2. Напишете формулите на известните хлорни оксиди и ги назовете.
3. Дайте примери за соли, образувани от кислородсъдържащи хлорни киселини. Назовете тези соли.
4. Под каква форма се среща хлорът в природата?
5. Коя реакция е качествена реакция към хлоридния йон.
6. Колко пъти хлорът е по-тежък от въздуха?
7. Попълнете уравненията на реакцията:
8. Как да направите следните трансформации:
9. Смесват се 1 литър хлор и 2 литра водород (не). Колко грама хлороводород могат да се получат от такава смес. Какъв ще бъде обемът на сместа след реакцията?
10. Какъв обем хлор може да се получи чрез взаимодействие на 2 мола хлороводород и 3 мола манганов оксид ( IV).
ВИДЕО ИЗЖИВЯВАНЕ
1. Посочете символа на йона с най-силно изразени редуциращи свойства: |
|
а)бр- |
б)Cl- |
V)аз - |
G)Ф- |
2. В коя серия са веществата, изброени по реда на последователното нарастване на точката на топене: |
|
а) бром, хлор, йод |
б) йод, бром, хлор |
в) хлор, йод, бром |
г) хлор, бром, йод |
3. Каква е максималната валентност на хлора в съединенията: |
|
а)аз |
б)V |
V)VII |
|
основни характеристики
Халогените включват петте основни неметални елемента, които се намират в VII група на периодичната таблица. Тази група включва такива химични елементи като флуор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат At.
Халогените са получили името си от гръцката дума, която в превод означава образуване на сол или „образуване на сол“, тъй като по принцип повечето от съединенията, които съдържат халогени, се наричат соли.
Халогените реагират с почти всички прости вещества, с изключение само на няколко метала. Те са доста енергични окислители, имат много силна и остра миризма, взаимодействат добре с вода, а също така имат висока летливост и висока електроотрицателност. Но в природата те могат да бъдат намерени само като съединения.
Физични свойства на халогените
1. Прости химикали като халогени се състоят от два атома;
2. Ако разглеждаме халогени при нормални условия, тогава трябва да знаете, че флуорът и хлорът са в газообразно състояние, докато бромът е течно вещество, а йодът и астатът са твърди вещества.
3. За халогените точката на топене, точката на кипене и плътността се увеличават с увеличаване на атомната маса. Освен това в същото време цветът им се променя, става по-тъмен.
4. С всяко увеличаване на серийния номер химическата реактивност и електроотрицателността намаляват и неметалните свойства стават по-слаби.
5. Халогените имат способността да образуват съединения един с друг, като BrCl.
6. При стайна температура халогените могат да съществуват и в трите агрегатни състояния.
7. Също така е важно да запомните, че халогените са доста токсични химикали.
Химични свойства на халогените
Когато реагират химически с метали, халогените действат като окислители. Ако например вземем флуор, тогава дори при нормални условия той реагира с повечето метали. Но алуминият и цинкът се запалват дори в атмосферата: +2-1: ZnF2.
Производство на халогени
При производството на флуор и хлор в промишлен мащаб се използват електролиза или солни разтвори.
Ако се вгледате внимателно в снимката по-долу, ще видите как хлор може да бъде произведен в лаборатория с помощта на електролизно устройство:
Първата снимка показва инсталация за разтопен натриев хлорид, а втората - за получаване на разтвор на натриев хлорид.
Този процес на електролиза на разтопен натриев хлорид може да бъде представен под формата на това уравнение:
С помощта на такава електролиза, освен производството на хлор, се образуват и водород и натриев хидроксид:
Разбира се, водородът се произвежда по по-прост и по-евтин начин, което не може да се каже за натриевия хидроксид. Той, подобно на хлора, почти винаги се получава само чрез електролиза на разтвор на готварска сол.
Ако погледнете снимката по-горе, ще видите как може да се произвежда хлор в лаборатория. И се получава чрез взаимодействие на солна киселина с манганов оксид:
В промишлеността бромът и йодът се получават чрез заместване на тези вещества с хлор от бромиди и йодиди.
Приложение на халогени
Флуорът, или би било по-правилно да се нарича меден флуорид (CuF2), има доста широк спектър от приложения. Използва се в производството на керамика, емайллакове и различни глазури. Тефлоновият тиган във всеки дом и хладилният агент в хладилниците и климатиците също се появиха благодарение на флуора.
Освен за битови нужди тефлонът се използва и за медицински цели, тъй като се използва при производството на импланти. Флуорът е необходим при производството на лещи в оптиката и пастите за зъби.
Хлорът също се намира буквално на всяка стъпка в живота ни. Най-широко разпространената и широко разпространена употреба на хлор е, разбира се, готварската сол NaCl. Действа и като детоксикиращ агент и се използва в борбата с леда.
Освен това хлорът е незаменим при производството на пластмаса, синтетичен каучук и поливинилхлорид, благодарение на които получаваме дрехи, обувки и други неща, необходими в ежедневието ни. Използва се в производството на избелители, прахове, багрила и други битови химикали.
Бромът обикновено е необходим като фоточувствително вещество при отпечатване на снимки. В медицината се използва като успокоително средство. Бромът се използва и при производството на инсектициди и пестициди и др.
Е, добре познатият йод, който е в аптечката на всеки човек, се използва предимно като антисептик. В допълнение към своите антисептични свойства, йодът присъства в източниците на светлина и също така е помощник за откриване на пръстови отпечатъци върху хартиена повърхност.
Ролята на халогените и техните съединения за човешкото тяло
Когато избирате паста за зъби в магазина, вероятно всеки от вас е обърнал внимание на факта, че съдържанието на флуорни съединения е посочено на нейния етикет. И това не е без причина, тъй като този компонент участва в изграждането на зъбния емайл и костите и повишава устойчивостта на зъбите към кариес. Освен това играе важна роля в метаболитните процеси, участва в изграждането на костния скелет и предотвратява появата на такова опасно заболяване като остеопороза.
Хлорът също играе важна роля в човешкия организъм, тъй като участва активно в поддържането на водно-солевия баланс и поддържането на осмотичното налягане. Хлорът участва в метаболизма на човешкото тяло, изграждането на тъканите и, което също е важно, в премахването на наднорменото тегло. Солната киселина, която е част от стомашния сок, е от голямо значение за храносмилането, тъй като без нея процесът на смилане на храната е невъзможен.
Хлорът е необходим на нашия организъм и трябва да му се доставя ежедневно в необходимите дози. Но ако приемът му в тялото е превишен или рязко намален, тогава веднага ще го почувстваме под формата на подуване, главоболие и други неприятни симптоми, които не само могат да нарушат метаболизма, но и да причинят чревни заболявания.
При хората малки количества бром присъстват в мозъка, бъбреците, кръвта и черния дроб. За медицински цели бромът се използва като успокоително средство. Но предозирането му може да има неблагоприятни последици, които могат да доведат до депресивно състояние на нервната система, а в някои случаи и до психични разстройства. А липсата на бром в организма води до дисбаланс между процесите на възбуждане и инхибиране.
Нашата щитовидна жлеза не може без йод, тъй като той е способен да убива микробите, влизащи в тялото ни. Ако в човешкото тяло има дефицит на йод, може да започне заболяване на щитовидната жлеза, наречено гуша. Това заболяване причинява доста неприятни симптоми. Човек, който има гуша, чувства слабост, сънливост, треска, раздразнителност и загуба на сила.
От всичко това можем да заключим, че без халогени човек не само би могъл да загуби много неща, необходими в ежедневието, но без тях тялото ни не би могло да функционира нормално.
Методите за увеличаване на съдържанието на желязо в материалите от желязна руда се наричат процеси метализацияПолученият продукт се нарича метализиран.Под степен на метализацияобикновено се отнася до процентното съдържание на желязо в даден продукт.
Според предназначението си метализираните продукти обикновено се разделят на три групи в зависимост от степента на метализация:
1) до 85% Fe продукт се използва като заряд за доменна пещ;
2) 85-95% Fe - продуктът се използва като шихта при топене на стомана;
3) >98% Fe - продуктът се използва за производството на железен прах.
Процесите на метализация на материали от желязна руда се извършват при температури не по-високи от 1000-1200 °C, т.е. при условия, когато както суровината (желязна руда или концентрат от желязна руда), така и продуктът са твърда фаза и няма омекване на материали или тяхното слепване и залепване по стените на модулите. Такива процеси на директно извличане на желязо от руди се наричат процеси на редукция на твърдата фаза(PTV). Тъй като полученият материал прилича на пореста гъба, той често се нарича „гъбесто желязо“. В чужбина е прието съкращението DRI (от англ. Direct-Reduced-Iron) или DI (Direct-Iron). По-голямата част от получените продукти се използва като шихта за стоманени агрегати.
За редуциране на железните оксиди като редуциращ агент обикновено се използват въглища (твърд редуциращ агент) или природен газ (газообразен редуциращ агент). В този случай е за предпочитане да се използва не „суров“ природен газ, а горещи редуциращи газове, тъй като в този случай топлината не се губи при дисоциацията на въглеводороди, а вложената топлина се определя чрез нагряване на редуциращите газове.
Редуциращите газове се получават чрез преобразуване на газообразни въглеводороди или газификация на твърдо гориво. Преобразуването на природен газ може да бъде:
кислород (въздух)
CH 4 + 1/2O 2 = CO + 2H 2 + Q,
CH 4 + N 2 0 = CO + ZN 2 – Q,
въглероден двуокис
CH 4 + CO 2 = 2CO + 2H 2 - Q,
В случай на реформиране с пара и въглероден диоксид, за протичане на реакцията е необходима топлина. Преобразуването се извършва в специални устройства с помощта на катализатори.
Газификацията на твърдо гориво се извършва чрез следните реакции:
C + 1/2O 2 = CO + Q,
C + H 2 O = CO + H 2 - Q,
C + C0 2 = 2CO - Q,
В момента в света има много инсталации за директно редуциране, главно в страни с евтини суровини (Индия, Мексико, Венецуела, Южна Африка).
Има няколко вида процеси и инсталации на PRP (фиг. 7.1). Най-често срещаните методи са Midrex (MIDREX, САЩ) и HyL (HyL, кръстен на компанията Hojalata-y-Lamina, Мексико). Методът Midrex произвежда приблизително 2/3 от общото световно производство на директно желязо, а методът HiL - приблизително ¼
1 От лат. преобразуване -промяна, трансформация
Ориз. 7.1.Принципни схеми на агрегати
директно възстановяване, използвано в
процеси:
а-Мидрекс (MIDREX); 6-HiL(HyL); e-Krup-pa (Krypp-Rennverfahren). Обозначения: О-желязорудни пелети; R -руда; ГЖ-гладка ютия; VG-намаляване на газовете; ОТ-отпадъчни газове; T-гориво; U-въглища
Основната разлика между процеса Midrex (фиг. 7.2) е методът на преобразуване на природен газ, който в този процес се извършва от въглероден диоксид, съдържащ се в отработения газ от пещта, съгласно реакцията CH 4 + CO 2 = 2CO + 2H 2. Преди подаване на отработен газ към преобразувателния блок, той се почиства от прах и H2O, съдържащ -35% CO и ~65% H2, се подава в пещта при температура от 750 °C циркулиращият газ се подава към долната част на пещния газ. Охладените пелети съдържат ~95% Fe и ~1% C. Съдържанието на въглерод в гъбата може да се увеличи, ако е необходимо.
Метализираните охладени пелети непрекъснато се разтоварват в бункер с капацитет 5 хиляди тона, където се съхраняват в инертна атмосфера до топене в дъгови пещи. Разходът на природен газ за процеса е около 350 m 3 на 1 тон продукт. Този процес е извършен тук, в Осколския електрометалургичен завод.
Ориз. 7.2.Схематична диаграма на процеса MIDREX:
1 -духалка; 2 - топлообменник; 3 -газов смесител; -/- преобразуватели - компресор; 6 - скрубер за газ от доменна пещ; 7-вал пещ; 8- скрубер- 9- вибриращ екран; 10- преса за брикети
Основната характеристика на процеса на възстановяване в периодично работещи реторти HyL е използването на парна конверсия на природен газ, извършвана в устройства, в които е разположена тухлена опаковка с добавяне на никел като катализатор. Превръщането протича чрез реакцията CH 4 + H 2 0 = CO + ZH 2.
Газът се подлага на десулфуризация преди преобразуване. Полученият преобразуван газ съдържа около 14% CO, 58% H2, 21% H2O и 4-5% CO2. Горещият газ преминава през котела за отпадна топлина и се освобождава от водни пари. Сухият конвертиран газ съдържа около 73% H2, 15-16% CO и 6-7% CO2. Загрява се до температура 980-1240 ºС в тръбни рекуператори, загрявани от газ, излизащ от рекуператорните блокове. В тези агрегати пелетите или рудата се нагряват чрез използване на физическата топлина на редуциращия газ и при температура от 870-1050 °C желязото се редуцира с водород и въглероден оксид. В първите инсталации ретортите са използвани като възстановителни единици. В инсталацията има четири такива реторти.
Структурата на ретортата е показана на фиг. 7.3. Чрез пренареждане на ретортите от една позиция в друга се осигурява цикличността на процеса, състоящ се от последователни
Ориз. 7.3.Реторта за метализация по метода HyL:
1 - хидравличен цилиндър; 2 - количка; 3 - шофиране; 4 - корпус; 5- капак; 6- товарна шийка; 7-сервизна платформа; 8- нож с лостове за отстраняване на гъбата; 9- подплата; 10- шарнирен долен контролен механизъм; 11 - сгъваемо дъно; 12- изпускателен улей
операции по товарене, нагряване и възстановяване на шихтата от желязна руда, охлаждане и разтоварване на гъбесто желязо. След зареждане на заряда в ретортите се подава газ отгоре. За разтоварване на готовата гъба се използват резачка и специални скрепери за разтоварване. Гъбестото желязо влиза в улей и след това в събирателен конвейер, който транспортира гъбата до цеха за производство на стомана. Във всяка инсталация в газовия цикъл участват четири реторти, в които протичат следните процеси: в едната, предварително нагряване на заряда и редуцирането му с газ, излизащ от другите реторти, изсушен (без H 2 O) и нагрят; в две - допълнително намаляване на желязото в шихтата с нагрят газ, получен в преобразувателно устройство; в последния - карбуризация.
Степента на възстановяване на желязото в готовия продукт е 75-92%. За 1 тон продукт (гъбесто желязо) се изразходват 600 m 3 природен газ и около 36 MJ електроенергия.
Други методи за получаване на гъбено желязо не се използват широко. Единствените технологии, които заслужават внимание, са тези, които осигуряват безкоксова обработка на сложни руди, съдържащи освен желязо и такива ценни компоненти като ванадий, титан, никел и др. Например, Институтът по металургия на Уралския клон на Руската федерация Академията на науките е разработила процес за въглеродно-термична редукция на рудно-въглищни пелети при високи температури в решетъчни инсталации, използвайки всякакви некоксуващи се въглища като твърд редуциращ агент.
Технологичната схема е следната: 1) пелетизиране на желязоруден материал с твърдо гориво за получаване на рудовъглищни пелети; 2) печене на пелети в решетъчни инсталации за получаване на силно метализирани суровини; 3) използването на метализирани пелети като легираща добавка при производството на стомана в електрически пещи.
Основното количество, получено чрез методи на директна редукция метализиран продуктизползвани като заряден материал. Този продукт има редица разлики от често използвания заряд (скрап и чугун).
1. Метализираният продукт, получен от чиста шихта, практически не съдържа примеси (Cr, Ni, Cu, Sn и др.), характерни за обикновения метален скрап. Това ценно качество на този продукт го прави незаменима суровина за производството на много чиста стомана за критични цели.
2. Когато продуктът съдържа 92-95% Fe, той съдържа 5-8% пуста трева (обикновено силициев диоксид и някои нередуцирани железни оксиди). По време на последващото топене, отпадъчната скала се превръща в шлака, увеличавайки нейното количество и топлината, необходима за стопяването й. В допълнение, за шлаката на съдържащия се в отпадъчните скали силициев диоксид е необходим допълнителен разход на вар, което увеличава масата на шлаката в още по-голяма степен.
3. Продуктът, получен чрез методи на директна редукция, има ниска плътност, поради което в редица инсталации горещият метализиран продукт се подлага на брикетиране, за да се увеличи обемната му плътност, да се използват метализирани фини частици, както и да се увеличи устойчивостта на продуктът срещу вторично окисление (пасивирайте продукта).
Някои характеристики на метализирания продукт са дадени в табл. 7.1.
Таблица 7.1. Характеристики на метализирания продукт
4. Продуктът на директна редукция често съдържа малко въглерод (в процеса Midrex 1-2%). Това трябва да се има предвид при използването на такъв материал за производството на нисковъглеродни стомани.
5. Директно намаленият продукт обикновено съдържа известно количество (<2 %, а иногда и более) оксидов железа. При переплаве такого продукта эти оксиды должны быть восстановлены. Поскольку одновременно с оксидами железа продукт содержит углерод, то при более высоком содержании углерода в продукте допустима наиболее низкая степень металлизации и в связи с этим введено понятие еквивалентна степен на метализация". M EKV= М f акт + А%С, където Мфакт - действителната степен на метализация. Ако приемем, че в метализирания продукт окисленото желязо е под формата на FeO, тогава в съответствие с реакцията FeO + C = CO + Fe на 1 тегл. делът на Fe по време на редукция изразходва 6 тегл. дялове С, т.е. а = 6 и M екв= M факт + 6%C. Когато има излишък от въглерод, той се изразходва за карбуризиране на стоманата. Тези аргументи обаче не отчитат, че процесът на редукция на желязото протича с изразходване на топлина. Използването на продукт за директна редукция за охлаждане на топене в конвертор показа, че охлаждащият ефект на метализирания продукт може да се приеме за 1,2 пъти по-голям от този на конвенционалния метален скрап.
6. Малки парчета метализиран материал с еднакъв размер позволяват да се организира силно механизирано и, ако е необходимо, непрекъснато снабдяване с този материал на стоманодобивни агрегати.
7. Силно порьозен, силно метализиран продукт (почти чисто желязо) има повишена окисляемост и пирофорност 1.
При открито съхранение степента на метализация може да спадне до 70-90% за няколко месеца или дори седмици. При наличие на влага окисляването се придружава от отделяне на топлина. Ако водата попадне в затворено помещение, в което се съхранява пирофорен материал, температурата ще се повиши и може да възникне пожар. Необходимо е също така да се вземе предвид възможността за отделяне на водород Fe + H 2 O = FeO + H 2, поради което се вземат мерки за пасивиране на метализирани материали. Директно редуцираните продукти, предвид техния пирофорен характер, изискват специални предпазни мерки по време на съхранение и транспортиране.
1 От гръцки. ru-огън и фарос- товароносимост (способността на металите във фино натрошено състояние да се самозапалват във въздуха).
7.3. "АТОМНА" ("ЯДРЕНА") МЕТАЛУРГИЯ
Възможността за използване на енергията на ядрените реактори в металургичните процеси е много примамлива. Има редица предложения и проекти, свързани с реализацията на тази идея. Повечето от тях разглеждат варианти за използване на топлина от ядрени реактори за извършване на операции за намаляване на твърдата фаза. Има и предложения за използване на атомна енергия за разграждане на водата и след това използване на водород за намаляване на желязото.
Страната ни е разработила схема за атомния металургичен комплекс (ЯМК). Предварителните изчисления показват, че използването на топлина от ядрени реактори директно за редукция е по-ефективно от използването на тази топлина на етапа на производство на редуциращи газове.
Разработената ЯМР схема осигурява: висока производителност на блока, непрекъснатост на процеса, рециклиране на редуциращи газове, тъй като блоковете са инсталирани в непосредствена близост до ядрени реактори. За охлаждаща течност (от реакторната инсталация) е избран хелий. Избраният редуциращ агент е природен газ, преобразуван от топлината на хелий, загрят от ядрен реактор.
Съгласно схемата материалите от желязна руда трябва да постъпват в шахтова пещ, където редукция на желязото ще се извършва при температура около 850 °C. Полученият продукт е предназначен да се използва като зареден материал в пещи за топене на стомана. Съгласно NMR схемата, газовете, напускащи шахтовата пещ, трябва да бъдат пречистени от H 2 O и CO 2 и използвани повторно.
Бъдещето ще покаже кой метод за използване на ядрената енергия в металургията ще бъде по-ефективен.